Estequiometria

1. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS -CÁLCULOS QUÍMICOS E ESTEQUIOMETRIA Prof. Silvio Gentil

2. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u) “A unidade de massa atômica cujo símbolo é u ou u.m.a , é definida como sendo 1/12 avos da massa de um átomo de isótopo 12 do carbono”.

3. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOS “ É a média ponderada dos isótopos de um elemento químico”. Massa Atômica= X 1 ∙ % 1 + X 2 ∙ % 2 + ... 100

4. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOS Exemplo: Considerando os isótopos do cloro mencionados abaixo e sua abundância na natureza, qual a massa atômica do elemento cloro que aparecerá na tabela periódica?

5. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS ABUNDÂNCIA RELATIVA DOS ISÓTOPOS Exemplo 02: ( UFRRJ) Um elemento M apresenta os isótopos 79M e 81 M. Sabendo que a massa atômica do elemento M é 79,90 u, determine os percentuais de cada isótopo do elemento M.

6. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS MASSA MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA “É a soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma substância”. Exemplo: Calcule a massa molecular das substâncias abaixo: (Dados: H=1 u; O=16 u; N= 14 u; Cu= 63,5 u; S= 32 u; C= 12 u). A) C 6 H 12 O 6 B) CuSO 4 ∙ 5H 2 O

7. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL (n) MOL É UMA QUANTIDADE – PORTANTO QUANDO FALAMOS EM 1 MOL DE ÁTOMOS ESTAMOS NOS REFERINDO A UMA QUANTIDADE FIXA DE ÁTOMOS. 1 MOL = 6 ∙ 10 23 átomos, moléculas, íons, partículas... Exemplo: Massa Atômica do Hidrogênio = 1u; Relacionando com gramas temos, 1 u = 1g – 1mol – 6 ∙ 10 23 átomos de hidrogênio.

8. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL Exemplo: Quantos mols existem em 280 g de água? Quantas moléculas de água estão presentes nessa amostra? (Dados: H=1 u, O=16 u).

9. RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS CONSTANTE DE AVOGADRO E MASSA MOLAR 1 mol = 6 ∙ 10 23 átomos, moléculas, íons, partículas... “ A massa molar de determinada entidade química é a massa de 1 mol de unidades dessa entidade química. ” Dados: C= 12 u; O= 16 u. – Gás Carbônico – CO 2 CO 2 = 12 + 2 ∙ 16 = 44 u (Massa Molecular) (44 u → 44 g → 1 mol) 44g/mol(Massa Molar)

10. EXERCÍCIOS DE REVISÃO 1ª LISTA DE EXERCÍCIOS DE RELAÇÕES NUMÉRICAS FUNDAMENTAIS – 20 QUESTÕES 2ª LISTA DE EXERCÍCIOS – REVISÃO PARA A PROVA BIMESTRAL – 10 QUESTÕES

11. CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULO DE FÓRMULAS A Fórmula molecular, em geral, é a fórmula mais utilizada nos cálculos químicos. A sua importância se deve pelo fato de apresentar a molécula de uma substância de modo qualitativo e quantitativo. Exemplo: A Sacarose... C 12 H 22 O 11 ... É formada pelos átomos de CARBONO – HIDROGÊNIO e OXIGÊNIO – que para cada molécula existem 12,22,11 átomos desses elementos respectivamente.

12. CÁLCULO DA FÓRMULA CENTESIMAL Fórmula centesimal ou composição centesimal ou composição percentual refere-se as porcentagens em massa dos elementos formadores da substância considerada. Exemplo: CH 4 – 75% é composto por carbono e apenas 25% é composto por hidrogênio.

13. 1. CÁLCULO A PARTIR DA FÓRMULA DA SUBSTÂNCIA Exemplo: H 2 SO 4 (Dados: H=1 / S=32 e O=16)

14. 2. CÁLCULO A PARTIR DOS RESULTADOS DA ANÁLISE DA SUBSTÂNCIA Exemplo: A análise de 0,40 g de um certo óxido de ferro revelou que ele encerra 0,28 g de ferro e 0,12 g de oxigênio. Qual a sua fórmula centesimal?

15. EXERCÍCIOS 1) (U. Católica – GO) A Penicilina G, um antibiótico largamente utilizado, tem fórmula C 16 H 18 N 2 O 4 S. Qual a porcentagem de carbono no antibiótico? (Dados: C=12; H=1; N=14; O=16; S=32). 2) (UECE) Quando aquecemos 1,62 g de Zn, este se combina com 0,4 g de oxigênio para formar um óxido de zinco. Qual a composição percentual do composto?

16. 3. FÓRMULA MÍNIMA Fórmula mínima ou e mpírica ou estequiométrica é a que indica os elementos formadores da substância, bem como a proporção em número de átomos desses elementos expressos em números inteiros e os menores possíveis.

17. 3. CÁLCULO DA FÓRMULA MÍNIMA Exemplo: Calcule a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. (Massas atômicas: Na=23;C=12;O=16)

18. EXERCÍCIOS 1) (VUNESP) Ferritas são compostos com propriedades magnéticas e utilizadas em componentes eletrônicos. A análise química de uma ferrita forneceu os seguintes resultados: Mg=12%; Fe=56%; O=32%. (Massas atômicas: Mg=24; Fe=56;O=16) Determinar a fórmula mínima da ferrita . 2) 1,95 g de composto encerra 1,15g de sódio e 0,80 g de oxigênio. Qual é a sua fórmula mínima?

19. 4. CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR Exemplo: Uma substância de massa molecular 180 encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,58% de oxigênio. Pede-se a fórmula molecular. (Massas Atômicas= H=1; C=12; O=16 – n= Massa Molecular/Massa da fórmula mínima ).

20. 4. CÁLCULO DIRETO DA FÓRMULA MOLECULAR Exemplo: Uma substância de massa molecular 180 encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,58% de oxigênio. Pede-se a fórmula molecular. (Massas Atômicas= H=1; C=12; O=16).

21. EXERCÍCIOS 1) (FUVEST) Determinar a fórmula molecular de um óxido de fósforo que apresenta 43,6% de fósforo, 56,4% de oxigênio (% em massa) e massa molecular 284. (Massas atômicas: P=31; O=16). 2) (CESGRANRIO) Qual é a massa atômica de X, se 46,5 g do composto X 3 (PO 4 ) 2 contem 18 g de X?

22. EXERCÍCIOS - REVISÃO 1) (UFRRJ) Os sais de cobre são conhecidos por apresentarem coloração azul, inclusive sendo utilizados em misturas destinadas a tratamento de água em piscinas. O sulfato cúprico penta-hidratado apresenta uma percentagem de água de aproximadamente: (Dados: Fórmula do Sulfato de Cobre penta-hidratado: CuSO 4 ∙ 5 H 2 O / Cu=63,5; S=32; O=16; H=1).

23. EXERCÍCIOS - REVISÃO 2 ) (UEPB) Qual é o percentual de ferro e de oxigênio, respectivamente, de uma amostra de óxido de ferro que pesa 0,50 g, sabendo-se que a sua análise determinou uma composição de 0,35 g de ferro e 0,15 g de oxigênio? 3) (UFMS) Uma certa amostra de um composto puro contém 9,81 g de zinco, 1,80 ∙ 10 23 átomos de cromo e 0,60 mol de átomos de oxigênio. Considerando os dados fornecidos, é correto afirmar que a sua fórmula unitária é:

24. EXERCÍCIOS - REVISÃO 4) (UESPI) Um composto de massa molar igual a 92 g/mol apresenta fórmula percentual N 30,43% O 69,57%. Sua fórmula molecular é representada por: (Dados: Massas atômicas: N=14; O=16 ).

25. EXERCÍCIOS - REVISÃO 5 ) (ITA-SP) Uma amostra de 1,222 g de cloreto de bário hidratado (BaCl 2 ∙ n H 2 O) é aquecida até a eliminação total da água de hidratação, resultando em uma massa de 1,042 g. Com base nas informações fornecidas e mostrando os cálculos efetuados, determine : A) O número de mols de BaCl 2 ; B) O Número de mols de água; C) A Fórmula Molecular do sal hidratado.

26. EXERCÍCIOS - REVISÃO 6 ) ( IFPEL-RS) A nicotina, uma das substâncias presentes no cigarro , é considerada uma droga psicoativa, responsável pela dependência do fumante. Além de estimular o Sistema Nervoso Central, a nicotina altera o ritmo cardíaco e a pressão sanguínea, sendo, por isso, o tabagismo incluído no Código Internacional de Doenças (CID-10). Na fumaça de um cigarro, podem existir até 6 mg de nicotina e, através de pesquisas, descobriu-se que cada mg dessa substância contém aproximadamente 74,1% de C; 8,6 % de H e 17,2% de N. Com base no texto e nos seus conhecimentos: A) Sabendo que a massa molecular da nicotina é 162 g/mol represente sua fórmula molecular; B) Calcular a massa, em gramas, de 1 molécula de nicotina.

27. EXERCÍCIOS - REVISÃO 7) (FATEC-SP) Eugenol , o componente ativo do óleo do cravo-da-Índia, tem massa molecular 164g/mol e fórmula empírica C 5 H 6 O. A Porcentagem em massa de carbono no Eugenol é aproximadamente: (Dados H=1; C=12; O=16)

28. EXERCÍCIOS - REVISÃO 8) (UFU-MG) Um óxido de nitrogênio foi analisado e apresentou as seguintes percentagens em massa: 25,9 % de nitrogênio e 74,1% de oxigênio. Tendo em vista as informações acima, faça o que se pede: A) Dê a fórmula empírica desse composto demostrando os cálculos utilizados;

29. ESTEQUIOMETRIA É o cálculo das quantidades dos reagentes e/ou produtos das Reações Químicas feitas com base nas Leis das Reações e executado, em geral, com o auxílio de equações químicas correspondentes. Regras Fundamentais Escrever a Equação Balanceada; Balancear os coeficientes da Equação; Estabelecer uma Regra de Três entre os dados e problema.

30. CASOS GERAIS 1ª) Quando o dado e a pergunta são expressos em massa Exemplo: Calcular a massa de Óxido Cúprico a partir de 2,54 g de Cobre Metálico. (Dados: Massas Atômicas: O=16g/mol – Cu=63,5g/mol.)

31. EXERCÍCIOS 1) (UFRGS) A combustão completa da glicose C 6 H 12 O 6 , é responsável pelo fornecimento de energia ao organismo humano. Na combustão de 1 mol de glicose, o número de gramas de água formado é igual a? (Dados: C=12g/mol - H=1g/mol - O=16g/mol). C 6 H 12 O 6 + O 2 → CO 2 + H 2 O

32. EXERCÍCIOS 2) (UFPE) O superóxido de potássio, KO 2 , é utilizado em equipamentos de respiração em sistemas fechados para remover o dióxido de carbono e a água do ar exalado. A remoção da água gera oxigênio para a respiração pela reação: 4 KO 2 + 2 H 2 O → 3 O 2 + 4 KOH O hidróxido de potássio remove o dióxido de carbono do equipamento pela reação: KOH + CO 2 → KHCO 3 Determine a massa do superóxido de potássio necessária para gerar 20 g de O 2. (Dados: K=39; H=1; O=16).

33. CASOS GERAIS 2º) Quando o dado e a pergunta são expressos em mol Exemplo: As reações de neutralizações ácido-base são muito importantes na Química. Qual é a quantidade em mols de NaOH necessária à completa neutralização de 5 mols de H 2 SO 4 ? H 2 SO 4 + NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O

34. EXERCÍCIOS 1) (UFF-RJ) Determine quantos mols de HCl são produzidos na reação de 0,43 mol de fosgênio (COCl 2 ) com a água conforme a reação: COCl 2 + H 2 O → CO 2 + 2 HCl 2) (PUC-RS) Da hidrólise do carbureto de cálcio, de fórmula CaC 2 , obtém-se o etino (C 2 H 2 ) e o hidróxido de cálcio. O número de mols de água necessários para consumir, totalmente, 2 mols de carbureto é: CaC 2 + H 2 O → C 2 H 2 + 2 Ca(OH) 2

35. CASOS GERAIS 3ª) Relação entre quantidade em mols, massas, moléculas, fórmulas e átomos Exemplo: O gás cloro é produzido industrialmente a partir do cloreto de sódio. Em laboratório, contudo, quando é necessária pequena quantidade desse gás, pode-se obtê-lo pela reação entre o dióxido de manganês e o ácido clorídrico, conforme a reação a seguir: MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + 2 H 2 O + Cl 2 Nessa reação deseja-se utilizar 29 g de dióxido de manganês. A) Quantos mols de HCl são necessários; B) Quantas moléculas de cloro serão produzidas.

36. EXERCÍCIOS 1) (UFES) O número de moléculas de NO formadas, juntamente com a água, na reação da amônia (NH 3 ) com 3,60 ∙ 10 21 moléculas de oxigênio (O 2 ) é: NH 3 + O 2 → NO + H 2 O 2) (UFRGS-RS) Os clorofluorcarbonos ( CFCs ) sofrem decomposição nas altas camadas da atmosfera, originando átomos de cloro, os quais atacam moléculas de ozônio (O 3 ), produzindo oxigênio. Supondo que 1 mol de ozônio seja totalmente transformado em moléculas de oxigênio, o números de moléculas produzidas é:

37. CASOS GERAIS 4ª) Lei Volumétrica de Gay – Lussac VOLUME MOLAR = 22,4 L nas CNTP Exemplo: Seja a reação abaixo, na qual todos os gases se encontram nas mesmas condições de temperatura e pressão: 2 H 2(g) + 1 O 2 (g) → 2 H 2 O (v) Calcule o volume da mistura (H 2(g) + O 2 (g) ) necessária para produzir 400 mL de água (v).

38. EXERCÍCIOS 1) O ozônio (O 3 ) pode ser totalmente decomposto, formando como único produto oxigênio molecular (O 2 ). Quando 30 L de ozônio gasoso ( à pressão P e temperatura T) se decompõem, qual o volume de O 2 medido a pressão e temperaturas constantes?